Enllaç covalent. Formació d'un enllaç covalent segons el model de Lewis i el dels núvols electronics.
L'enllaç covalent apareix en molècules i en cristalls covalents. Es dóna entre no-metalls (o entre no-metalls i hidrogen) i es basa en la regla de l'octet.
Els enllaços covalents entre dos (o més) àtoms es formen perquè aquests compartisquen electrons de manera que els dos completen la capa de valència (amb huit electrons, o dos en cas de l'hidrogen), tal com ho diu la regla de l'octet. Hi ha dos tipus d'enllaços covalents:
Les molècules, amb nombre discret d'àtoms. Tenen punts de fusió i ebullició baixos. Són molls i aïllants de l'electricitat i el calor. Són solubles, però cada pol només es pot dissoldre en disolvents d'eixe pol (les molècules polars són solubles en dissolvents polars, i les apolars són solubles en dissolvents apolars).
Els cristalls covalents, formats per xarxes de milions i milions d'enllaços d'àtoms de dos o més elements. Aquests són sòlids i durs, amb punts de fusió i ebullició elevats, i són aïllants i insolubles.
Ací tenim uns exemples d'enllaços covalents, per entendre millor la seua formació i la regla de l'octet.
Entenent açó, comence amb les preguntes de l'activitat:
1. Explica com es formen els enllaços covalents segons Lewis.
Lewis va desenvolupar un conjunt de símbols per a la seua teoria. Un símbol de Lewis consistix en un símbol químic (l'element) que representa el nucli, i els electrons de l'àtom al voltant d'ell representant els electrons de la seua capa de valència.
La teoria d'enllaços de Lewis descriu l'enllaç covalent com una compartició d'electrons per tal de completar la capa de valència de cada àtom que participa en l'enllaç.
2. Explica què significa un enllaç doble i un triple. Posa exemples de molècules on apareguen aquest tipus d'enllaços. En aquests exemples escriu la configuració electrònica dels diferents elements i justifica la formació d'aquest tipus d'enllaç.
Un enllaç simple és el que he mostrat abans (els exemples amb hidrogen i clor, en la primera imatge, a la introducció). Un enllaç doble o triple és bàsicament el mateix, però necessitant 2 o 3 electrons respectivament per completar la capa, no solament un. Aleshores un exemple podria ser:
3. Què és l'enllaç covalent datiu?
Un enllaç covalent datiu és aquell en el que un dels àtoms participants no compartix electrons per a l'ajustament. Aquest element s'indica amb una fletxa, com en aquest exemple amb el metà (CH4):
4. Explica com es formen els enllaços covalents segons el model dels núvols electrònics o teoria de l'enllaç de valència.
Els núvols electrònics dels que ens parlen són la força electroestàtica d'atracció entre el nucli d'un àtom i un electró d'altre àtom. Aquesta atracció és la que manté els àtoms units en enllaç covalent. A mesura que s'acosten els àtoms, l'atracció dels nuclis sobre els núvols electrònics provoca una distorsió d'aquestos i la densitat electrònica entre els nuclis augmenta.
Els dos àtoms, quan estàn separats, no són estables i tendixen a perdre energia. Aleshores s'atrauen per unir-se i guanyar estabilitat. Una vegada estàn units i entre ells hi ha una distància “óptima”, es queden units perquè així és com tenen menys energia (més estabilitat). Per exemple, si els ajuntarem més (comprimint-los, de la manera que siga) guanyarien energia. Aquesta gràfica ens reflectix tot açó.
L'eix y és l'energia potencial, i l'eix x, la distància entre els àtoms. Veiem que quan estàn separats, tenen energia que volen perdre. S'atrauen, i segons es van apropant, perden energia fins arribar a un punt “mínim”, que seria el de màxima estabilitat. Però si els apropem encara més, l'energia de repulsió fa que es desestabilitzen i guanyen molta energia.
Enllaç covalent. Formació d'un enllaç covalent segons el model de Lewis i el dels núvols electronics.
L'enllaç covalent apareix en molècules i en cristalls covalents. Es dóna entre no-metalls (o entre no-metalls i hidrogen) i es basa en la regla de l'octet.
Els enllaços covalents entre dos (o més) àtoms es formen perquè aquests compartisquen electrons de manera que els dos completen la capa de valència (amb huit electrons, o dos en cas de l'hidrogen), tal com ho diu la regla de l'octet.
Hi ha dos tipus d'enllaços covalents:
Ací tenim uns exemples d'enllaços covalents, per entendre millor la seua formació i la regla de l'octet.
Entenent açó, comence amb les preguntes de l'activitat:
Lewis va desenvolupar un conjunt de símbols per a la seua teoria. Un símbol de Lewis consistix en un símbol químic (l'element) que representa el nucli, i els electrons de l'àtom al voltant d'ell representant els electrons de la seua capa de valència.
La teoria d'enllaços de Lewis descriu l'enllaç covalent com una compartició d'electrons per tal de completar la capa de valència de cada àtom que participa en l'enllaç.
Un enllaç simple és el que he mostrat abans (els exemples amb hidrogen i clor, en la primera imatge, a la introducció). Un enllaç doble o triple és bàsicament el mateix, però necessitant 2 o 3 electrons respectivament per completar la capa, no solament un. Aleshores un exemple podria ser:
Un enllaç covalent datiu és aquell en el que un dels àtoms participants no compartix electrons per a l'ajustament. Aquest element s'indica amb una fletxa, com en aquest exemple amb el metà (CH4):
Els núvols electrònics dels que ens parlen són la força electroestàtica d'atracció entre el nucli d'un àtom i un electró d'altre àtom. Aquesta atracció és la que manté els àtoms units en enllaç covalent. A mesura que s'acosten els àtoms, l'atracció dels nuclis sobre els núvols electrònics provoca una distorsió d'aquestos i la densitat electrònica entre els nuclis augmenta.
Els dos àtoms, quan estàn separats, no són estables i tendixen a perdre energia. Aleshores s'atrauen per unir-se i guanyar estabilitat. Una vegada estàn units i entre ells hi ha una distància “óptima”, es queden units perquè així és com tenen menys energia (més estabilitat). Per exemple, si els ajuntarem més (comprimint-los, de la manera que siga) guanyarien energia. Aquesta gràfica ens reflectix tot açó.
L'eix y és l'energia potencial, i l'eix x, la distància entre els àtoms. Veiem que quan estàn separats, tenen energia que volen perdre. S'atrauen, i segons es van apropant, perden energia fins arribar a un punt “mínim”, que seria el de màxima estabilitat. Però si els apropem encara més, l'energia de repulsió fa que es desestabilitzen i guanyen molta energia.